в ней действительную и мнимую часть, мы находим <р ж 1р, т. е. получаем нек-рое движение жидкости. Возможность пользоваться в задаче о плоском движении теорией функций комплексного переменного оказалась исключительно плодотворной, и все наиболее крупные успехи в Г. связаны с этим обстоятельством.

Вопрос об источниках давления жидкости на двигающиеся в ней тела представляет особый интерес. Если тело полностью непрерывно обтекается жидкостью, при чем движение жидкости совершается с однозначным потенциалом скоростей, то можно вычислить кинетическ. энергию жидкости в функции компонщггов поступательной и угловой скорости тела и отсюда составить дифференциальные уравнения движения тела в жидкости; разыскание и изучение интегралов этих уравнений составляет одну из трудных, но интересных проблем Г. Кирхгоф показал, что для каждого тела существуют три взаимно перпендикулярных направления, вдоль к-рых возможно прямолинейное и равномерное движение тела в жидкости без действия каких-либо сил, кроме начального импульса. При равномерном прямолинейном движении в других нанравлениях совокупность сил давления на элементы поверхности тела монсет давать пару сил, 1Ю результирующая этих элементарных давлений опять будет равна нулю. Т. о., идеальная жидкость, обтекающая вышеуказанным образом тело, двигающееся в ней прямолинейно и равномерно, не оказывает телу никакого сопротивления; это свойство идеальных жидкостей получило название парадокса дАламбера или парадокса Эйлера . Однако, повседневный опыт показывает обратное: жидкость всегда оказывает движущимся в ней телам сопротивление, к-рое быстро возрастает с возрастанием скорости тела. Разрешение противоречия лежит в том, что реальное движение жидкости отличается от описанного выше. Одним из источников давления является прерывность течения жидкости. Точные математические методы изучения прерывн. потоков существуют лишь для плоскопараллельного движения. Гельмгольц первый начал ими заниматься. Теория таких движений вблизи простейших прямолинейных стенок была дана Кирхгофом []. Метод Кирхгофа был распространен на более сложные прямолинейные стенки Н. Е. Жуковским [ . Изучение плоскопараллельных установившихся потоков составляет самую существенную часть теории воздухоплавания.

Волиообразн. движение жидкости рассматривается в Г. в трех направлениях: п о-перечные волны на поверхности тяжелой жидкости (обычные волны на поверхности воды); приливные волны, которые характеризуются тем, что их длина громадна по Сравнению с глубиной жидкости; продольные волны (звуковые волны в воздухе). Вследствие большой математич. трудности почти все решения задачи о волнообразном движении жидкости имеют приближенный характер. Точная теория поверхностных волн с потенциалом скоростей дана лишь в 1922 г., независимо, различны-

ми методами, Леви-Чивита и А. И. Некрасовым [ ]; точная теория волн на поверхности раздела двух разнородных жидкостей дана П. Кочиным В жидкости возможны еще волны разрыва, т. е. движения поверхностей, разделяющих два различных кинематических состояния жидкости. Первый это отметил Риман. Теорию дали Гюго-нио [] и Гадамар [J.

Ур-ия движения вязкой жидкости впервые были получены Навье (Navier). Эти

-ур-ия имеют вид: du -di==-

Здесь

dv dt

7 + .-

at +

a , д

2 дх dy dz где -коэффициент вязкости. В векторной форме уравнение Навье может быть пред-сгав.чено в виде:

ft + - [<? rotq] - F~ I VP + vA,q.

Действие вязкости состоит в том, чтобы тушить возникшее движение; при этом происходит потеря механич. энергии. Изучение движения вяЗкой жидкости представляет весьма большие математич. трудности. Упростив ур-ия, можно было решить некоторое количество задач, однако, как это показал в последнее время Озин (Oseen), не всегда такие упрощения дают верные решения. Интересное применение теории движения вязкой жидкости дано П. Е. Жуковским и С. А. Чаплыгиным [].

Лит.: А п п е л ь П., Руководство теоретической (рациональной) механики, т. 3, М., 1911; L а m b Н., Hydrodynamics, Cambridge, 1924 (наиболее полный курс с большим числом библиографич;ск. ука.аний); с 1 S о t t 1 и., Idromeccanica pima, v. 1. 2, Milano, 1921-22; Basset A., Treatise on Hydrodynamics, V. 1, 2, L., 1888; Wien W., Leiirbucli d. Hydro-dynaraik, Leipzig, 1900; Oseen C. W., Neuere Me-thoden und Ergebnisse in der Hydrodynamik, Leipzig, 1927-28; ) К i r с h h о f f G., Vorlesungen uber mathem. Physik, B. 1-Mechanik, Кар. XXI. XXII, Lpz., 1897; ) Ж у к 0 в с к и й Н.Е., Видоизменение метода Кирхгофа, Математич. сборник , М., 1890, т. 15, стр. 121;) L е V i-C i V i t а a. N e к г a s s о Г f A., Proceedings of the First International Congress for Applied Mechanics*, Delft, 1924, Glasgow, 1925; *) К 0 t s с h i n N., e.Mathematische Annalen , В., 1927; ) llugoniot H., Propagation du mouve-ment dans les corps, Journal de Г6со1е polytechni-que . P., 1887, t. 39, cahier 57; ) H a d a m a r d J., Logons sur la propagation des ondes et les equations de Ihydrodynamique, P., 1903; ) Ж у к о в с к и й Н. Е. и Ч а п .4 ы г и н С. А., О трении смазочного слоя между шипом и подшипником, Тру.ды Отд. физ. наук Об-ва любит, естествознания , М., 1906, т. 13, вып. 1 ( Изв. о-ва любит, естествозн., антропологии и этнографии , т. 112, вып. 1). А. Некрасов.

ГИДРОЗОЛЬ, см. Коллоиды.

ГИДРОКСИЛ, водный остаток, группа ОН, входящая в структуру химич. соединений. При ионизации гидратов оснований Г. отщепляется в виде отрицательно заряженных ионов; так, едкий калий КОН диссоциирует по уравиению: КОН = К*-}-ОН. При нейтрализации кислот основаниями отрицательно заряженный ион Г. основания соединяется с положительно заряженным ионом водорода к-ты и дает воду. Г. является структурной частью многих органич. со-

единений: спиртов (атомность к-рых характеризуется числом Г.)> оксикислот, оксимов и многих других

ГИДРОКСИЛАМИН, КНгОН(мол.в.33,03), вещество, получаемое заменой одного атома Н в аммиаке водным остатком ОН (гидроксилом). Впервые Г. был получен в 1866 г. Лоссеном в виде хлористоводородной соли, путем восстановления этилового эфира азотной к-ты хлористым оловом и соляной к-той:

CJI, N0, + 3 SnClj + 7 HCl = NHsOri HCl + + C,Ht OH + HjO + 3 SnCU.

Г. кристаллизуется в прозрачных иглах, t°nл. кристаллов 33-34°, t°Kun. 56-57° при давлении в 22 мм. В водном растворе Г. имеет щелочную реакцию; с к-тами соединяется, подобно аммиаку, неносредственно и образует соли, легко растворимые в воде (кроме нормальных солей HPOi и HAs04-фосфатов и арсенатов с тремя присоединенными молекулами Г.). Г.-сильный восстановитель: растворы его восстанавливают фелингову ншдкость, переводят хлорную ртуть в хлористую, выделяют металлическое серебро из солей. В щелочных растворах Г. обладает окислительными свойствами, при этом он восстанавливается до аммиака:

NH, он = Nils + 0,5 Ог.

Соли г. ядовиты. Для получения Г. сильно кислый раствор бисульфита натрия смешивают с азотистокислым натрием:

NaNO, + NaHSOa = 110 NCSOaNa),.

Полученный гидроксиламин-дисульфокис-лый натрий переводят в калиевую соль и разлагают последнюю кипячением с водой:

2 но N(S0aK)8 + 4 HjO = = (NIIsOII)j- HsSO. + 2 K2S0 + HsSO..

Легко растворимый сульфат Г. отделяют от сернокисл. калия дробной кристаллизацией.

Г. можно приготовить таклсе электролизом азотной кислоты. С альдегидами и ке-тонами Г. конденсируется, образуя оксимы:

R сон + HjN . он = II . сн : N он + НО;

альдэкгим

CO + IIjN-OH= С : N он + HjO.

кетоксим

Этой реакцией в органическ. синтезе пользуются для отделения альдегидов от кетонов.

Г. применяется в парфюмерии для очистки некоторых альдегидов и кетонов.

Лит.: S с h 1 е п к W., llydroxylaniin, in Gmelin-Krauts Handbuch d. anorgan. Chemie, ДЗ. 1, AM. 1, p. 231,Heidelberg, 1907; Tafel J., Ztschf. f. anorg. Chemle>, Lpz., 1902, B. 31, p. 322. A. Моносзои.

ГИДРОНСИЛИРОВАНИЕ, замена аминогруппы NH> ароматических аминов на ги-дрЬксильную ОН, производится либо нагреванием с водой (разбавленными щелочами или к-тами) под давлением, либо переходя через диазосоединепия (см.) кипячением последних с водою, либо (в нафталиновом ряду) кипячением аминов с раствором бисульфита натрия. Реакция гидроксилирования используется для фабрикации промежуточных продуктов крашения.

ГИДРОЛИЗ, химическое взаимодействие вещества с водой, характери-зуемое тем, что молекула сложного химич. тела распадается с одновременным присоединением элементов воды (Н и ОН) к образующимся остаткам. Обычно при Г. образуются два новых про-

дукта, но возможно и большее число их. Все процессы гидролиза отвечают общей схеме:

А в + X Н он = АНх + В(0Н)х .

К реакциям Г. способны вещества весьма разнообразного химич. состава и строения- как электролиты, так и неэлектролиты, наприм.: соли многих минеральных и большинства органических к-т, свободные галоиды, вещества типа галоидангидридов, галоидо-производные углеводородов, простые и сложные эфиры, углеводы, амиды,нитрилы, оксимы, гидразоны, глюкозиды, белки. Обычно Г. неорганич. и органич. электролитов протекает настолько быстро, что молено говорить только о пределе (равновесии), но не о скорости этой реакции. Наоборот, оргапич. соединения, не способные диссоциировать на ионы, б. ч. гидролизу ются медленно, так что скорость процесса вполне измерима.

Г. солей, гидролитич. диссоциация, наиболее типичный случай гидролиза электролитов. Соли, образованные слабой к-той или слабым основанием, в водных растворах способны распадаться, присоединяя воду и давая соответствующие основание и кислоту. Г. солей, т. о., представляет собою процесс, обратный нейтрализации кислоты основанием, например:

а) KCN + и ОН : КОН + HCN;

б) Feci, + 3 Н он :i± FcCOH), + 3 HCl. Степенью Г. (а ) называется отношение числа гидролизованпых молекул к общему числу молекул соли. Степень Г. зависит от силы к-ты и основания, участвующих в этой обратимой реакции: она тем больше, чем слабее к-та и основание, образующие данную соль. Кроме того, степень Г. зависит и от Г, увеличиваясь с ее повышением.

Г. соли часто можно обнаружить по отношению ее водного раствора к лакмусу и другим индикаторам; напр., в случае (а) реакция раствора щелочная (избыток ОН -ионов) в случае (б)-кислая (избыток Н*-ионов). Благодаря Г. растворы соды, мыла, цианистых щелочей, фенолятов К и Na имеют щелочную реакцию (слабая кислота); растворы л:е NHCl, FeClg, FeCIg, AlClg, хлористоводородного анилина-кислую реакцию (слабое основание). Наиболее полный Г. происходит, когда и осиовагае и кислота данной соли слабы, например:

СНз COONH, + н он ти он + сн, соон. Уксуснокислые соли Fe и А1 гидролизу ются, выделяя основную соль. Если кислота либо основание трудно растворимы в воде,-соль в растворе может распадаться целиком, и Г. представляется практически необратимым процессом. Так гидролизуется, например, борат серебра Ag2B407 в теплых растворах, выделяя AgaO; разбавлен, раствор уксуснокислого железа при кипячении распадается полностью на Ре(ОН)з и уксусн к-ту. Карбонаты трехвалентн. металлов (А1, Fe) гидролизу ются нацело даже на холоду, при любом разведении: поэтому при осаждении их вместо соли выпадает гидроокись металла.

Теория Г. солей. Согласно классич. теории электролитической диссоциации, объяснение Г. основывается на допущении, что чистая вода является слабым электролитом, т. е. отчасти диссоциирована на Н*- и

ОН-ионы. Степень диссоциации воды а, найденная из опыта, 1,2-10~ г-мол. л при 25° (по Аррениусу, ао = 1,1 10~ по Ка-нольту, 0,91-10 % по Вийсу, 1,2-10 ). Таким образом, если имеем водный раствор какой-гшбудь соли АВ, то, кроме обычной диссоциации соли:

I. АВ = Л + В,

имеем диссоциацию самой воды: п. НгО = Н + ОН,

благодаря чему делается возможным образование свободьюй кислоты и свободного основания:

III. А + Н- = А Н,

IV. в- + ОН = в он.

Ур-ие же Г. изобразится, как сумма всех чегырех ур-ий электролитич. диссоциации:

V. АВ + НО ;± А II -f в он.

Обозначив константы равновесия реакций (II), (III), (IV), и (V) соответственно через ко, и кг, приняв действующую мас-

су воды за постоянную и прилагая к реакциям I-закон действия масс, получают следующую простую зависимость:

где кг-константа гидролитич. диссоциации соли, / 1 и к2-константы электролитич. диссоциации кислоты и основания. Константа диссоциации воды к равна произведению концентраций ионов Н* и ОН, т. е. kn=al = =0,09-10 [0°J, или (0,460,64) 10 [18°J, или (1,0 1,44) . 10-1* [25°j. Т. о., константа равновесия для Г. соли м. б. вычислена из констант электролитич. диссоциации к-ты (Al) и основания (/Гг), т. е. степень Г. аг можно определить заранее, если известна сила к-ты и основания, отвечающих данной соли, кг и аг связаны зависимостью:

(t - -гУ

Для очень сильных к-т и оснований константа диссоциации трудно определима и не является постоянной, т. к. к ним неприложим закон разведения Оствальда. В первом приближении можно считать эти электролиты вполне диссоциированными; тогда ф-ла (1) принимает еще более простой вид: кг = ко/к, (У)

где к - константа электролит, диссоциации слабой к-ты илр1 слабого основания. Связь между кг и аг здесь принимает вид:

1 - а.

где J/-аналитич. общая кохщеитрация соли (в г-мол. л~). Г. солей слабых к-т с сильными основаниями и сильных к-т со слабыми основаниями в этом случае м. б. выражен следующей простой зависимостью между концентрациями веществ:

кг =

[своб. осн-ие] x [своб. к-та]

= Const, (3)

[нсрауло!к. соль] ИЛИ, Т. К. В ЧИСТОМ растворе соли молекулярные концентрации свободной к-ты и основания (при одинаковой их основности) д. б. равны между собой:

[осн-ие] = [к-та] = к /[соль], (4)

т. е. число гидролизованных молекул соли пропорционально квадратному корню из концентрации неразложенной соли. При малой степени Г. можно принимать, что это число пропорционально кв. корню из общей концентрации соли в растворе; тогда степень Г. (а= [к-та или основание] : [соль]) обратно пропорциональна кв. корню из концентрации соли. Р1з степени Г. соответствующих солей можно вычислить константы электролитич. диссоциации {к) слабых кислот и оснований, пользуясь формулами (Г) и (2).

Из ф-л (1) и (Г) видно, что г силы10 возрастает с t° (так как /Сц зависит от i°). Ф-ла (2) показывает, что долл-сна меняться с концентрацией раствора ( /), увеличиваясь при разбавлении. Однако, если соль образована слабой кислотой и слабым же основанием (при одинаковой степени диссоциации их), то аг не зависит от разбавления раствора [ф-ла (2)]. Кроме того, степень Г. зависит от присутствия Н*- и ОН-ионов постороннего происхождения: ее можно уменьшать и даже сводить к нулю, вводя избыток одного из двух образующихся при Г. продуктов или же какой-нибудь третий продукт, дающий Н*- или ОН-иопы (к-ту или щелочь).

Экспериментальное исследование Г. Степень Г. соли аг молсет быть оп ре делена из опыта следующими способами: 1) прямым определением концентрации свободных ОН- или Н*-ионов, наприм.: а) по скорости инверсии (см. нилсе) сахара, прибавленного к раствору соли, б) по скорости омыления прибавленного эфира (обычно ме-тилацетата), в) по измерению эдс гальванич. пары; 2) измерением электропроводности. В последнем случае определение а. основано на том, что увеличение числа свободных Н*- или ОН-ионов вследствие Г. влечет за собой повышение электропроводности раствора. Измеренная разность удельных электропроводиостей {х) гидролизованного и негидролизоваиного раствора (последний получается введением избытка Н*- или ОН-ионов и соответствующим разбавлением) равна:

fieudv. - негидр. = аХО,ООЫ ? - Хнегидр.), (5)

где z/--эквивалентная электропроводность образующейся при гидролизе сильной кислоты или основания; отсюда вычисляется а,.. Для г в Vio растворах при 25° получены следующие значения: Ма. СОз-3,17%; СбН, ОК-3,05%; KCN-1,12%; Na.,B,0- 0,5 %;СНз-COONa-0.008 %.

Г. свободных галоидов, напр., хлора, протекает по следующей схеме:

СЬ + Н,0 :i± 11C1 + ООН.

Для брома Г. выражен слабо, а для иода не замечается вовсе. В насыщен, растворах, при 25°, аз имеет значения: --30% для Clg, 1% для Вга и О для Jg. Реакция эта, изученная А. Яковкиным, для слабых растворов дает кг = Скорость гидролиза здесь имеет конечное значение; она увеличивается при освещении солнечными лучами. Гидролиз хлора (дбразование СЮН, распадающейся на IICl-j-O) объясняет белящее действие его растворов.